Estrutura de Lewis, Formas de representação e Interações intermoleculares. Aula 2

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1 Universidade Federal de Ouro Preto Estrutura de Lewis, Formas de representação e Interações intermoleculares Aula 2 Flaviane Francisco ilário 1

2 1 Estrutura de Lewis Um símbolo de Lewis é um símbolo no qual os elétrons de valência de um átomo ou de um íon simples são representados por pontos colocados ao redor do símbolo do elemento. Cada ponto representa um elétron. 2

3 A estrutura de Lewis de um composto covalente ou de um íon poliatômico mostra como os elétrons estão distribuídos entre os átomos, de forma a mostrar a conectividade entre eles. 3

4 Como escrever estruturas de Lewis 1. Determine o número de elétrons de valência de cada átomo da molécula. Somam-se esses para determinar o número total de elétrons de valência da molécula neutra. Exemplos: C3NO2, CO Tendo como base a fórmula molecular informada, determine a conectividade entre os átomos. Os átomos são conectados compartilhando os pares de elétrons, representados por (:) ou ( ). 3. Conte o número de elétrons compartilhados nas ligações (dois em cada ligação) e subtraia do total de elétrons de valência da estrutura completa. Assim, encontra-se o nº de elétrons a ser distribuído. 4

5 4. Adicione, aos átomos, os elétrons aos pares obedecendo o nº de elétrons de valência adequado para cada átomo. A maioria dos átomos tem um limite de 8 elétrons de valência. Quando o nº de elétrons não é suficiente para atribuir 8 elétrons em cada átomo, distribua de acordo com a eletronegatividade. 5. Se um ou mais átomos têm menos que 8 elétrons, use os elétrons não compartilhados de um átomo adjacente para formar ligações múltiplas. 6. Calcule a carga formal de cada átomo. EXERCÍCIO: Escreva a estrutura de Lewis correta para os seguintes compostos: C 3 F; CO

6 É a unidade de carga positiva ou negativa para certos átomos na molécula ou no íon. Exemplo: Identificação da carga formal dos átomos que compõem NO3, N4 e B4. 2 Carga Formal + - A fórmula para determinar a carga formal de um átomo em uma estrutura de Lewis é dada como: Carga Formal = n o elétrons de valência - (n o elétrons não ligantes + 1/2 n o elétrons ligantes) 6

7 Contagem dos elétrons em torno de um átomo: Cálculo da carga formal de um átomo: 6-6=0 6-6=0 6-6=0 6-6=0 6-7=-1 4-4=0 4-4=0 5-5=0 1-1=0 1-1=0 5-4=+1 1-1=0 6-7=-1 6-7=-1 5-5=0 7

8 A soma aritmética da carga formal de todos os átomos de uma molécula ou íon é igual à carga formal total na molécula ou no íon. O cálculo da carga formal de átomos de uma molécula ou íon permite determinar a localização de uma carga na molécula ou no íon. Assim, por meio da comparação de várias estruturas de Lewis possíveis, pode-se determinar qual é a estrutura mais adequada para descrever a molécula ou o íon. 8

9 EXERCÍCIO Determine a carga formal de cada um dos átomos das moléculas a seguir. 9

10 3 Ressonância ESTRUTURA DE LEWIS Explica de maneira satisfatória a conectividade dos átomos Impõe aos elétrons uma localização 10

11 Íon carbonato (CO 3 2- ) 3 estruturas de Lewis equivalentes. Interconversão pela simples TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS. 11

12 Íon carbonato (CO 3 2- ) Dados de raios X Dados conhecidos Todas as ligações no íon carbonato têm o mesmo comprimento. Dados teóricos As densidades de carga são iguais nos átomos de oxigênio. 12

13 Teoria da ressonância Sempre que uma molécula ou um íon puderem ser representados por duas ou mais estruturas de Lewis, cuja única diferença é a posição dos elétrons, teremos: 1 Nenhuma dessas estruturas, que são chamadas de estruturas de ressonância ou contribuintes de ressonância, será a representação correta para a molécula ou íon. 2 A molécula ou íon será melhor representado por um híbrido de ressonância. 13

14 O que podemos falar do hídrido de ressonância? O O O íbrido de ressonância do íon carbonato Ligação simples C-O: 1,43 Å Ligação dupla C=O: 1,20 Å Ligação medida: 1,28 Å 1 O comprimento das ligações C O são iguais e são intermediárias entre uma dupla e uma simples. 2 As densidades de carga são iguais em cada oxigênio. 14

15 Regras de Ressonância 1 - Estruturas de ressonância só existem no papel. Escrevemos as estruturas de ressonância e conectamos por uma seta dupla. A molécula real será um híbrido de todas elas. 15

16 2 - Ao escrever estruturas de ressonância, podemos mover apenas os elétrons. A posição dos núcleos dos átomos deve continuar a mesma em todas as estruturas. Estruturas de ressonância 16

17 3 - Todas as estruturas de ressonância devem ser estruturas de Lewis apropriadas. Por exemplo: NÃO devemos escrever estruturas nas quais o carbono possua cinco ligações. INCORRETO! O carbono NÃO pode fazer cinco ligações!!! 17

18 4 - O híbrido de ressonância (molécula real) tem energia menor do que qualquer uma das estruturas de ressonância desenhadas. Exemplo: ozônio (O3). Estruturas de ressonância íbrido de ressonância 18

19 5 - Quanto mais estável uma estrutura de ressonância (quando analisada isoladamente), maior é a contribuição para o híbrido. a. Quanto mais ligações covalentes uma estrutura tem, mais estável ela é. b. As estruturas nas quais todos os átomos têm um nível de valência completo são especialmente estáveis e contribuem muito para o híbrido. c. A separação de cargas diminui a estabilidade. Estruturas de ressonância para o formaldeído 19

20 d. Os contribuintes de ressonância com carga negativa em átomos altamente eletronegativos são mais estáveis do que aqueles com carga negativa em átomos menos eletronegativos ou não-eletronegativos. EXERCÍCIO: Qual dos dois íons é mais estabilizado por ressonância? íon acetato íon fenolato 20

21 Exemplo da importância da ressonância Licopeno (presente no tomate) 21

22 EXERCÍCIO Desenhe as estruturas canônicas de ressonância e o híbrido de ressonância para cada um dos compostos abaixo. 22

23 4 Formas de representação de moléculas orgânicas Fórmula química Maneira que os químicos possuem de representar a constituição das moléculas Fórmula empírica Indica o tipo de átomos que formam uma molécula e a proporção em que se encontram. Ex.: C 2 C 3 C 6 12 O 6 23

24 4.2 - Fórmula molecular Indica o tipo e a quantidade de átomos que formam uma molécula. (Não indica a maneira pela qual os átomos estão ligados, nem a disposição desses no espaço.) Ex.: C 2 4 C 2 6 C 2 O Eteno (C 2 4 ) Buteno (C 4 8 ) 24

25 2.3 - Fórmula estrutural Fornece a ordem de ligação (conectividade) dos átomos. Existem várias maneiras de representar as fórmulas estruturais de compostos orgânicos. Ex.: Para um composto com fórmula molecular C 3 8 C C C 3 CC 2 C 3 Fórmula de traços Fórmula condensada Fórmula de linhas 25

26 Considerando a fórmula molecular C 4 10 O, têm-se as seguintes possibilidades de fórmula estrutural: C C C C 3 CC 2 C(O)C 3 O O Compostos cíclicos (fórmula de traços e fórmula de linhas) C 2 Cl C C C 2 C 3 Cl 26

27 4.4 - Fórmulas tridimensionais Fornece informação sobre como os átomos de uma molécula estão arranjados no espaço. Projeções de Newman Fischer Cela ou Cavalete Outras Fórmulas Tridimensionais para o Etano. 27

28 Isômeros: a importância das fórmulas estruturais Isômeros: compostos diferentes que têm a mesma fórmula molecular. Exemplo: Dois compostos isoméricos com fórmula molecular C 2 6 O C 2 6 O C 2 6 O Temperatura de ebulição em C Temperatura de fusão C Reação com Na 0 Libera 2 Não reage 28

29 Dois compostos diferentes na conectividade de seus átomos C C O C O C Álcool etílico Éter dimetílico São isômeros constitucionais 29

30 Isômeros constitucionais Têm a mesma fórmula molecular, mas diferentes conectividades dos átomos (diferentes fórmulas estruturais). Tipos: Isomeria de CADEIA Isomeria de POSIÇÃO Isomeria de FUNÇÃO O O Propeno 1-propanol Propanona O O Ciclopropano F.M.: C propanol F.M.: C 3 8 O Propanal F.M.: C 3 6 O 30

31 Para a fórmula molecular C 4 8 O, são possíveis as seguintes fórmulas estruturais: O O O O O O O O O 31

32 Propriedades físicas (Temperatura de Fusão e de Ebulição) e Solubilidade dependem das forças intermoleculares! (As forças intermoleculares são mais fracas que uma ligação covalente.) Tipos: - Íon-íon - Íon-dipolo - Dipolo-dipolo - Ligação de hidrogênio - Van der Waals 5 Forças intermoleculares 32

33 5.1 - Força íon-íon Mantém os íons unidos no estado cristalino. São forças eletrostáticas de rede fortes. É necessário grande energia térmica para separar os íons. fusão 33

34 5.2 - Força íon-dipolo Atração entre íons e moléculas polares. Presentes em solução contendo íon e solvente polar. Ex.: Solução aquosa de NaCl. 34

35 5.3 - Força dipolo-dipolo Moléculas POLARES (μ 0) Distribuição não-uniforme dos elétrons na molécula. Orientação das extremidades atrativas 35

36 5.4 - Ligação de hidrogênio Tipo especial de dipolo-dipolo. Ocorre entre: Átomos de hidrogênio ligados a átomos pequenos e fortemente eletronegativos (F, N e O) e pares de elétrons não ligantes. 36

37 Dois tipos de ligação de hidrogênio: Intramolecular (ocorre na mesma molécula); Intermolecular (ocorre entre duas moléculas). Intramolecular com formação de anéis de 5 ou 6 membros. O N + O O N + O O peb: 279 o C pf: 113 o C peb: 214 o C pf: 45 o C O O O 2,3-pentanodiol peb:188 o C O 1,5-pentanodiol peb:238 o C O 37

38 5.5 - Forças de Van der Waals Moléculas APOLARES (μ = 0) Movimento de elétrons Dipolo TEMPORÁRIO Dipolos INDUZIDOS (atrativos) nas moléculas vizinhas 38

39 Influência da superfície nas forças de Van der Waals A força de Van der Waals atua somente a distâncias muito pequenas. Ela será maior quanto maior for a área de contato entre as moléculas. Para alcanos de mesmo nº de átomos de carbono, a temperatura de ebulição diminui com o aumento da ramificação da cadeia. Ex.: C 36oC 28 oc 9,5 oc 39

40 Importante: Quanto mais forte as forças intermoleculares (de atração), maior é a temperatura na qual um líquido entra em ebulição e maior é o ponto de fusão de um sólido. 40

41 Exemplos da importância das forças de interações intermoleculares flurbiprofeno PGS prostaglandina endoperóxido sintase

42 Antiviral saquinavir interagindo com aminoácidos do sítio ativo da protease do IV.

43 5.6 - Solubilidade Depende da interação entre as moléculas do solvente e do soluto. Solúvel em 2 O O O ligação de hidrogênio Insolúvel em 2 O O parte hidrofóbica parte hidrofílica 43

44 EXERCÍCIO O álcool butílico tem ponto de ebulição (118 0 C) muito mais alto que seu isômero constitucional chamado éter dietílico (35 0 C). Entretanto, ambos possuem a mesma solubilidade em água (63-69 g/l). Explique detalhadamente essas duas observações. 44

45 6 Bibliografia SOLOMONS, G.; FRYLE, C. Química Orgânica, vol. 1, 7 ed. Rio de Janeiro: LTC, BRUICE, P. Química Orgânica, vol.1, 4 ed. São Paulo, Pearson,